Экзаменационный гид

АЗОТ

 
N
:NºN:
 
Открыт Д.Резерфордом в 1772 г. Основной компонент воздуха (78% по объему, 75,6% по массе).
В молекуле имеются одна s- и две p- связи.
 

Физические свойства

 
Газ, без цвета, запаха и вкуса; плохо растворим в воде (в 100V H₂O растворяется 1,54V N₂ при t°=20°С и p = 1 атм); t°кип.=-196°C; t°пл.=-210°C.
 

Получение

 

1.      Промышленный способ. Перегонка жидкого воздуха.
2.      Лабораторный способ. Разложение нитрита аммония:

 

NH₄NO₂  –^t°®  N₂ + 2H₂O

 

Химические свойства

 
Молекула азота (:NºN:)
 
Очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому обладает низкой реакционной способностью.
 
Восстановитель N₂⁰ ®  2N⁺²
Высокая температура (электрическая дуга, 3000°С)
 

N₂⁰ + O₂ « 2N⁺²O
(в природе — во время грозы)

 
Окислитель N₂⁰ ® 2N^-3

1.      c водородом (500°С, kat, p)

N₂⁰ + 3H₂ « 2N^-3H_З
 

2.      с активными металлами (с щелочными и щел.зем. металлами)

 

6Li + N₂⁰ ® 2Li_ЗN^-3
3Mg + N₂⁰  –^t°®  Mg_ЗN₂^-3

 
 

АММИАК

 
NH₃
 

Строение

 
Молекула полярная, имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине, ÐHNH = 107,3°. Атом азота находится в sp³— гибридном состоянии; из четырех гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании одинарных связей N–H, а четвертая связь занята неподеленной электронной парой.
   

Физические свойства

 
NH₃ — бесцветный газ, запах резкий, удушливый, ядовит, легче воздуха.
r по воздуху = MNH₃ / M ср.воздуха = 17 / 29 = 0,5862
t° кип.= -33,4°C; t°пл.= -78°C.
Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями
   
Благодаря водородным связям, аммиак имеет сравнительно высокие t°кип. и t°пл., а также высокую теплоту испарения, он легко сжимается.
Хорошо растворим в воде: в 1V Н₂O растворяется 750V NH₃ (при t°=20°C и p=1 атм).
 
В хорошей растворимости аммиака можно убедиться на следующем опыте. Сухую колбу наполняют аммиаком и закрывают пробкой, в которую вставлена трубка с оттянутым концом. Конец трубки опускают в воду и колбу немного подогревают. Объем газа увеличивается, и немного аммиака выйдет из трубки. Затем нагревание прекращают и, вследствие сжатия газа некоторое количество воды войдет через трубку в колбу. В первых же каплях воды аммиак растворится, в колбе создастся вакуум и вода, под влиянием атмосферного давления будет подниматься в колбу, — начнет «бить фонтан».
   
 

Получение

   

N₂ + 3H₂ ® 2NH₃
(p=1000 атм; t°= 500°C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип циркуляции).

 

2.      Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами.

 

2NH₄Cl + Ca(OH)₂  –^t°®  CaCl₂ + 2NH₃­ + 2Н₂O
(NH₄)₂SO₄ + 2KOH  –^t°®  K₂SO₄ + 2NH₃­ + 2Н₂O

   
Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и очень хорошо растворим в воде.
 

Химические свойства

 

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

   

1.      Аммиак — основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус –синий; фенолфталеин – малиновый) из-за образования гидроксида аммония.

 

NH₃ + Н₂O « NH₄OH « NH₄⁺ + OH^—

 

2.      Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.

 

NH₃ + HCl ® NH₄Cl
2NH₃ + H₂SO₄ ® (NH₄)₂SO₄
NH₃ + H₂O + CO₂ ® NH₄HCO₃

 

Аммиак — восстановитель (окисляется до N₂⁺¹O или N⁺²O)

 

1.      Разложение при нагревании

2N^-3H₃  ¬^t°®  N₂⁰ + 3H₂

   

4N^-3H₃ + 3O₂ ® 2N₂⁰ + 6Н₂O

 
b)     каталитическое окисление ( kat = Pt )

 

4N^-3H₃ + 5O₂ ® 4N⁺²O + 6Н₂O

 

3.      Восстановление оксидов некоторых металлов

 

3Cu⁺²O + 2N^-3H₃ ® 3Cu⁰ + N₂⁰ + 3Н₂O

СОЛИ АММОНИЯ

 
Соли аммония – сложные вещества, в состав которых входят катионы аммония NH₄⁺, связанные с кислотным остатком.
 

Физические свойства

 
Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.
 

Получение

 
Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота.
 

NH₃ + HNO₃ ® NH₄NO₃(нитрат аммония)
2NH₄OH + H₂SO₄ ® (NH₄)₂SO₄(cульфат аммония) + 2Н₂O

 

Химические свойства

 

1.      Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах)

 

NH₄Cl « NH₄⁺ + Cl^—

 

2.      Разложение при нагревании.
 

NH₄Cl  ¬^t°®  NH₃­ + HCl­
NH₄HCO₃ ® NH₃­ + Н₂O­ + CO₂­

 
b)     если анион проявляет окислительные свойства

 

NH₄NO₃  –^t°®  N₂O­ + 2Н₂O­
(NH₄)₂Cr₂O₇  –^t°®  N₂­ + Cr₂O₃ + 4Н₂O­

 

3.      С кислотами и солями (реакция обмена)

 

(NH₄)₂CO₃ + 2НCl ® 2NH₄Cl + Н₂O + CO₂­

2NH₄⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^— ® 2NH₄⁺ + 2Cl^— + Н₂O + CO₂­
CO₃^2- + 2H⁺ ® Н₂O + CO₂­

 

(NH₄)₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ ® BaSO₄¯ + 2NH₄NO₃

2NH₄⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2NO₃^— ® BaSO₄¯ + 2NH₄⁺ + 2NO₃^—
Ba²⁺ + SO₄^2- ® BaSO₄¯

 

4.      Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:

 

NH₄Cl + Н₂O « NH₄OH + HCl
NH₄⁺ + Н₂O « NH₄OH + H⁺

 

5.      При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция наNH₄⁺)

 

NH₄Cl + NaOH  –^t°®  NaCl + NH₃­ + Н₂O

ОКСИДЫ АЗОТА

 
  N₂⁺¹O
ОКСИД АЗОТА (I)
ЗАКИСЬ АЗОТА, «ВЕСЕЛЯЩИЙ ГАЗ»
 
N⁺²O
ОКСИД АЗОТА (II)
ОКИСЬ АЗОТА
 
N₂⁺³O₃
ОКСИД АЗОТА (III)
АЗОТИСТЫЙ АНГИДРИД
 
N⁺⁴O₂
ОКСИД АЗОТА (IV)
ДВУОКИСЬ АЗОТА, ДИОКСИД АЗОТА
 
N₂⁺⁵O₅
ОКСИД АЗОТА (V)
АЗОТНЫЙ АНГИДРИД  

 
 
Оксид азота (I)

 
N₂⁺¹O  закись азота, «веселящий газ»
 

Физические свойства

 
Газ, бесцветный, запах сладковатый, растворим в воде, t°пл.= -91°C, t°кип.= -88,5°С. Анестезирующее средство.
 

Получение

 

NH₄NO₃ –^t°®  N₂O + 2Н₂O

 

Химические свойства

 

1.      Разлагается при 700°C с выделением кислорода:

 

2N₂⁺¹O  –^t°®  2N₂⁰ + O₂⁰

 
поэтому он поддерживает горение и является окислителем

 

N₂⁺¹O + H₂ ® N₂⁰ + Н₂O

   

Оксид азота (II)

 
N⁺²O окись азота
 
Газ, бесцветный, плохо растворим в воде, t°пл.= -164°C, t°кип.= -152°С
 

Получение

 

1.      Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ)

 

4NH₃ +5O₂ ® 4NO + 6H₂O

 

3Cu + 8HNO₃(разб.) ® 3Cu(NO₃)₂ + 2NO­ + 4H₂O

 

N₂ + O₂ ® 2NO (в природе, во время грозы)

 

Химические свойства

 

1.      Легко окисляется кислородом и галогенами

 

2NO + O₂ ® 2NO₂
2NO + Cl₂ ® 2NOCl(хлористый нитрозил)

 

2N⁺²O + 2S⁺⁴O₂ ® 2S⁺⁶O₃ + N₂⁰

   

Оксид азота (III)

 
N₂⁺³O₃ азотный ангидрид
 

Физические свойства

 
Темно-синяя жидкость (при низких температурах), t°пл.= -102°C, t°кип.= 3,5°С; Выше t°кип. разлагается на NO и NO₂. N₂O₃ соответствует азотистой кислоте (HNO₂), которая существует только в разбавленных водных растворах.
 

Получение

 

NO₂ + NO « N₂O₃
 
Химические свойства

 
Все свойства кислотных оксидов.
 

N₂O₃ + 2NaOH ® 2NaNO₂(нитрит натрия) + H₂O

 

Оксид азота (IV)

 
N⁺⁴O₂ двуокись азота, диоксид азота
 

Физические свойства

 
Бурый газ, запах резкий, удушливый, ядовит, t°пл.= -11,2°C, t°кип.= 21°С.
 

Получение

 

2NO + O₂ ® 2NO₂

Cu + 4HNO₃(конц.) ® Cu(NO₃)₂ + 2NO₂­ + 2H₂O

 

Химические свойства

 

1.      Кислотный оксид
с водой

2NO₂ + H₂O ® HNO₃ + HNO₂
4NO₂ + 2H₂O + O₂ ® 4HNO₃

 

2NO₂ + 2NaOH ® NaNO₂ + NaNO₃ + H₂O

 

N⁺⁴O₂ + S⁺⁴O₂ ® S⁺⁶O₃ + N⁺²O

 

2NO₂(бурый газ)« N₂O₄(бесцветная жидкость)

 

Оксид азота (V)

 
N₂⁺⁵O₅ азотный ангидрид
 

Физические свойства

 
Кристаллическое вещество, летучее, неустойчивое.
 

Получение

 

2NO₂ + O₃ ® N₂O₅ + O₂

2HNO₃ +P₂O₅ ® 2HPO₃ + N₂O₅

 

Химические свойства

 

N₂O₅ + H₂O ® 2HNO₃
 

 

3.      Легко разлагается (при нагревании — со взрывом):

 

2N₂O₅ ® 4NO₂ + O₂

АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА

 
HNO₂ Азотистая кислота
H–O–N=O
 
 

Физические свойства

 
Существует только в разбавленных водных растворах.
 

Получение

 

AgNO₂ + HCl ® HNO₂ + AgCl¯

 

Химические свойства

 

1.      Слабая кислота; ее соли (нитриты) – устойчивы:

 

HNO₂ + NaOH ® NaNO₂ + H₂O

 

2.      Разлагается при нагревании:

 

3HNO₂ ® HNO₃ + 2NO­ + H₂O

 

3.      Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями)

 

2KNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ ® 2K₂SO₄ + I₂ + 2NO + 2H₂O

 

2I— — 2e ® I20	1
NO2— + 2H+ + 1e ® NO + H2O	2

 

2I^— + 2NO₂^— + 4H⁺ ® I₂⁰ + 2NO + 2H₂O

 

4.      Сильный восстановитель:

 

HNO₂ + Cl₂ + H₂O ® HNO₃ + 2HCl

АЗОТНАЯ КИСЛОТА

 
HNO₃ Азотная кислота

 

Физические свойства

 
Бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см³
 

Получение

   

KNO₃ + H₂SO₄(конц)  –^t°®  KHSO₄ + HNO₃­

 

2.      Промышленный способ. Осуществляется в три этапа:
 
a)           Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO

 

4NH₃ + 5O₂  –^500°,Pt®  4NO + 6H₂O
 

b)     Окисление кислородом воздуха NO до NO₂

 

2NO + O₂ ® 2NO₂

 

c)      Поглощение NO₂водой в присутствии избытка кислорода

 

4NO₂ + О₂ + 2H₂O « 4HNO₃

 

Химические свойства

 
Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело:
 

HNO₃ « H⁺ + NO₃^—

 
Реагирует:
 
с основными оксидами

CuO + 2HNO₃ ® Cu(NO₃)₂ + H₂O
CuO + 2H⁺ + 2NO₃^— ® Cu²⁺ + 2NO₃^— + H₂O
или CuO + 2H⁺ ® Cu²⁺ + H₂O

 
с основаниями

HNO₃ + NaOH ® NaNO₃ + H₂O
H⁺ + NO₃^— + Na⁺ + OH^— ® Na⁺ + NO₃^— + H₂O
или H⁺ + OH^— ® H₂O

 
вытесняет слабые кислоты из их солей
 

2HNO₃ + Na₂CO₃ ® 2NaNO₃ + H₂O + CO₂­
2H⁺ + 2NO₃^— + 2Na⁺ + СO₃^2- ® 2Na⁺ + 2NO₃^— + H₂O + CO₂­
2H⁺ + СO₃^2- ® H₂O + CO₂­

 

Специфические свойства азотной кислоты

 
Сильный окислитель
 

1.      Разлагается на свету и при нагревании

 

4HNO₃  –^t°,hn®  2H₂O + 4NO₂­ + O₂­

 

2.      Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук — «ксантопротеиновая реакция»)

 

3.      При взаимодействии с металламиникогда не выделяется водород

 

металл + HNO₃ ® соль азотной кислоты + вода + газ

 

	HNO3
	/
концентрированная	разбавленная
¯	¯	¯	¯	¯
Fe, Al, Cr, Au, Pt пассивирует (без нагревания)	с тяжелыми металлами NO2	со щелочными и щел.зем. металлами N2O	с тяжелыми металлами NO	со щелочными и щел.зем. металлами, а также Sn и Fe NH3 (NH4NO3)

 

HNO3 + 4HCl	+ Au ® H[AuCl4] + NO­ + 2H2O
«царская водка» (1:3 по объему)

 

4.      С неметаллами:
Азотная кислота превращается в NO (или в NO₂); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:

 

S⁰ + 6HNO₃(конц) ® H₂S⁺⁶O₄ + 6NO₂ + 2H₂O
B⁰ + 3HNO₃ ® H₃B⁺³O₃ + 3NO₂
3P⁰ + 5HNO₃ + 2H₂O ® 5NO + 3H₃P⁺⁵O₄

РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ

 

Реакции разложения нитратов при нагревании

 

1)     Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов:

 

2NaNO₃  –^t°®  2NaNO₂ + O₂­

 

2)     Нитраты менее активных металлов (от щелочноземельных до меди) разлагаются до оксидов:

 

2Mg(NO₃)₂  –^t°®  2MgO + 4NO₂­ + O₂­
2Cu(NO₃)₂  –^t°®  2CuO + 4NO₂­ + O₂­

 

3)     Нитраты наименее активных металлов разлагаются до металлов:

 

Hg(NO₃)₂  –^t°®  Hg + 2NO₂­ + O₂­
2AgNO₃  –^t°®  2Ag + 2NO₂­ + O₂­

 

4)     Нитрат аммония разлагаются доN₂O

 

NH₄NO₃  –^t°®  N₂O­ + 2H₂O­